Ключовата разлика между енталпията и ентропията е, че енталпията е преносът на топлина, протичащ при постоянно налягане, докато ентропията дава представа за произволността на системата.
За целите на изучаването на химията, ние разделяме Вселената на две като система и обкръжение. Във всеки един момент частта, която ще изучаваме, е системата, а останалото е околността. Енталпията и ентропията са два термина, описващи реакциите, протичащи в системата и околната среда. Както енталпията, така и ентропията са термодинамични функции на състоянието.
Какво е енталпия?
Когато протича реакция, тя може да абсорбира или отделя топлина и ако провеждаме реакцията при постоянно налягане, ние я наричаме енталпия на реакцията. Не можем обаче да измерим енталпията на молекулите. Следователно трябва да измерим промяната в енталпията по време на реакция. Можем да получим промяната на енталпията (∆H) за реакция при дадена температура и налягане, като извадим енталпията на реагентите от енталпията на продуктите. Ако тази стойност е отрицателна, тогава реакцията е екзотермична. Ако стойността е положителна, тогава реакцията е ендотермична.
Фигура 01: Връзка между промяната на енталпията и промяната на фазата
Промяната в енталпията между всяка двойка реагенти и продукти не зависи от пътя между тях. Освен това промяната на енталпията зависи от фазата на реагентите. Например, когато газовете кислород и водород реагират, за да се получи водна пара, промяната на енталпията е -483,7 kJ. Въпреки това, когато същите реагенти реагират, за да произведат течна вода, промяната на енталпията е -571.5 kJ.
2H2 (g) +O2 (g) → 2H2O (g); ∆H=-483,7 kJ
2H2 (g) +O2 (g) → 2H2O (l); ∆H=-571,7 kJ
Какво е ентропия?
Някои неща се случват спонтанно, други не. Например, топлината ще тече от горещо тяло към по-хладно, но не можем да наблюдаваме обратното, въпреки че това не нарушава правилото за запазване на енергията. Когато настъпи промяна, общата енергия остава постоянна, но се разпределя по различен начин. Можем да определим посоката на промяната чрез разпределението на енергията. Една промяна е спонтанна, ако води до по-голяма случайност и хаос във Вселената като цяло. Можем да измерим степента на хаос, произволност или разпръскване на енергия чрез функция на състоянието; ние го наричаме ентропия.
Фигура 02: Диаграма, показваща промяната в ентропията с пренос на топлина
Вторият закон на термодинамиката е свързан с ентропията и гласи, че „ентропията на Вселената нараства в спонтанен процес“. Ентропията и количеството генерирана топлина са свързани помежду си чрез степента, до която системата е използвала енергия. Всъщност количеството промяна на ентропията или допълнително разстройство, причинено от дадено количество топлина q, зависи от температурата. Ако вече е много горещо, малко допълнителна топлина не създава много повече безредици, но ако температурата е много ниска, същото количество топлина ще доведе до драматично увеличаване на безредиците. Следователно можем да го запишем по следния начин: (където ds се променя в ентропия, dq се променя в топлина и T е температура.
ds=dq/T
Каква е разликата между енталпията и ентропията?
Енталпията и ентропията са два свързани термина в термодинамиката. Ключовата разлика между енталпията и ентропията е, че енталпията е преносът на топлина се извършва при постоянно налягане, докато ентропията дава представа за случайността на системата. Освен това енталпията е свързана с първия закон на термодинамиката, докато ентропията е свързана с втория закон на термодинамиката. Друга важна разлика между енталпията и ентропията е, че можем да използваме енталпия, за да измерим промяната в енергията на системата след реакция, докато можем да използваме ентропия, за да измерим степента на разстройство на системата след реакцията.
Обобщение – Енталпия срещу ентропия
Енталпията и ентропията са термодинамични термини, които често използваме с химичните реакции. Ключовата разлика между енталпията и ентропията е, че енталпията е преносът на топлина се извършва при постоянно налягане, докато ентропията дава представа за произволността на системата.
